Punctul de fierbere al acidului sulfuric în funcție de presiune. Acid sulfuric

Sulful este element chimic, care se află în grupa a șasea și a treia perioadă a tabelului periodic. În acest articol, vom arunca o privire detaliată asupra substanței sale chimice și a producției, a utilizării și așa mai departe. Caracteristica fizică include caracteristici precum culoarea, nivelul de conductivitate electrică, punctul de fierbere al sulfului etc. Cea chimică descrie interacțiunea sa cu alte substanțe.

Sulful din punct de vedere fizic

Aceasta este o substanță fragilă. În condiții normale, este într-o stare solidă de agregare. Sulful are o culoare galben lamaie.

Și în cea mai mare parte, toți compușii săi au nuanțe galbene. Nu se dizolvă în apă. Are conductivitate termică și electrică scăzută. Aceste caracteristici îl caracterizează ca un nemetal tipic. Cu toate că compoziție chimică sulful nu este deloc complicat, această substanță poate avea mai multe variații. Totul depinde de structura rețelei cristaline, cu ajutorul căreia atomii sunt legați, dar nu formează molecule.

Deci, prima opțiune este sulful rombic. Ea este cea mai stabilă. Punctul de fierbere al acestui tip de sulf este de patru sute patruzeci și cinci de grade Celsius. Dar pentru ca o anumită substanță să treacă într-o stare gazoasă de agregare, trebuie mai întâi să treacă printr-o stare lichidă. Deci, topirea sulfului are loc la o temperatură de o sută treisprezece grade Celsius.

A doua opțiune este sulful monoclinic. Este un cristal în formă de ac cu o culoare galben închis. Topirea sulfului de primul tip și apoi răcirea lui lentă duce la formarea acestui tip. Acest soi are aproape aceleași caracteristici fizice. De exemplu, punctul de fierbere al sulfului de acest tip este încă același patru sute patruzeci și cinci de grade. În plus, există o astfel de varietate a acestei substanțe precum plasticul. Se obține prin turnare în apă receîncălzit aproape până la fierbere rombic. Punctul de fierbere al sulfului de acest tip este același. Dar substanța are proprietatea de a se întinde ca cauciucul.

O altă componentă caracteristici fizice, despre care aș vrea să vorbesc, este temperatura de aprindere a sulfului.

Acest indicator poate varia în funcție de tipul de material și de originea acestuia. De exemplu, temperatura de aprindere a sulfului tehnic este de o sută nouăzeci de grade. Aceasta este o cifră destul de scăzută. În alte cazuri, punctul de aprindere al sulfului poate fi de două sute patruzeci și opt de grade și chiar două sute cincizeci și șase. Totul depinde de ce material a fost extras, ce densitate are. Dar putem concluziona că temperatura de ardere a sulfului este destul de scăzută, în comparație cu alte elemente chimice, este o substanță inflamabilă. În plus, uneori sulful se poate combina în molecule formate din opt, șase, patru sau doi atomi. Acum, având în vedere sulful din punct de vedere al fizicii, să trecem la următoarea secțiune.

Caracterizarea chimică a sulfului

Acest element are o valoare relativ scăzută masă atomică, este egal cu treizeci și două de grame pe mol. Caracteristica elementului sulf include o astfel de caracteristică a acestei substanțe precum capacitatea de a avea grade diferite de oxidare. Prin aceasta diferă de, să zicem, hidrogen sau oxigen. Având în vedere întrebarea care este caracteristica chimică a elementului sulf, este imposibil să nu menționăm că, în funcție de condiții, prezintă atât proprietăți reducătoare, cât și oxidante. Deci, în ordine, luați în considerare interacțiunea unei substanțe date cu diverși compuși chimici.

Sulf și substanțe simple

Substanțele simple sunt substanțe care conțin un singur element chimic. Atomii săi se pot combina în molecule, ca, de exemplu, în cazul oxigenului, sau pot să nu se combine, cum este cazul metalelor. Deci, sulful poate reacționa cu metale, alte nemetale și halogeni.

Interacțiunea cu metalele

Este necesară o temperatură ridicată pentru a efectua acest tip de proces. În aceste condiții, are loc o reacție de adiție. Adică atomii de metal se combină cu atomii de sulf, formând astfel substanțe complexe sulfuri. De exemplu, dacă încălziți doi moli de potasiu amestecându-i cu un mol de sulf, obțineți un mol de sulfură a acestui metal. Ecuația poate fi scrisă sub următoarea formă: 2K + S = K 2 S.

Reacția cu oxigenul

Aceasta este arderea sulfului. Ca rezultat al acestui proces, se formează oxidul său. Acesta din urmă poate fi de două tipuri. Prin urmare, arderea sulfului poate avea loc în două etape. Primul este atunci când un mol de sulf și un mol de oxigen formează un mol de dioxid de sulf. Puteți scrie ecuația pentru această reacție chimică după cum urmează: S + O 2 \u003d SO 2. A doua etapă este adăugarea unui alt atom de oxigen la dioxid. Acest lucru se întâmplă dacă adăugați un mol de oxigen la doi moli la temperatură ridicată. Rezultatul sunt doi moli de trioxid de sulf. Ecuația acestei interacțiuni chimice arată astfel: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. Ca rezultat al acestei reacții, se formează acid sulfuric. Deci, prin efectuarea celor două procese descrise, este posibilă trecerea trioxidului rezultat printr-un jet de vapori de apă. Și obținem ecuația pentru o astfel de reacție este scrisă după cum urmează: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Interacțiunea cu halogenii

Chimic, ca și alte nemetale, îi permite să reacționeze cu acest grup de substanțe. Acesta include compuși precum fluor, brom, clor, iod. Sulful reacționează cu oricare dintre ele, cu excepția ultimului. Ca exemplu, putem cita procesul de fluorurare a elementului din tabelul periodic pe care îl luăm în considerare. Prin încălzirea nemetalului menționat cu un halogen se pot obține două variații de fluor. Primul caz: dacă luăm un mol de sulf și trei moli de fluor, obținem un mol de fluor, a cărui formulă este SF 6. Ecuația arată astfel: S + 3F 2 = SF 6. În plus, există o a doua opțiune: dacă luăm un mol de sulf și doi moli de fluor, obținem un mol de fluor cu formula chimică SF 4 . Ecuația se scrie sub următoarea formă: S + 2F 2 = SF 4 . După cum puteți vedea, totul depinde de proporțiile în care sunt amestecate componentele. Exact în același mod, este posibil să se efectueze procesul de clorurare a sulfului (se pot forma și două substanțe diferite) sau de bromurare.

Interacțiunea cu alte substanțe simple

Caracterizarea elementului sulf nu se termină aici. Substanța poate intra și într-o reacție chimică cu hidrogenul, fosforul și carbonul. Datorită interacțiunii cu hidrogenul, se formează acid sulfurat. Ca urmare a reacției sale cu metalele, se pot obține sulfuri ale acestora, care, la rândul lor, se obțin și prin reacția directă a sulfului cu același metal. Adăugarea atomilor de hidrogen la atomii de sulf are loc numai în condiții de temperatură foarte ridicată. Când sulful reacționează cu fosforul, se formează fosfura acestuia. Are următoarea formulă: P 2 S 3. Pentru a obține un mol din această substanță, trebuie să luați doi moli de fosfor și trei moli de sulf. Când sulful interacționează cu carbonul, se formează carbura nemetalului considerat. Formula sa chimică arată astfel: CS 2. Pentru a obține un mol din această substanță, trebuie să luați un mol de carbon și doi moli de sulf. Toate reacțiile de adiție descrise mai sus apar numai atunci când reactanții sunt încălziți la temperaturi ridicate. Am luat în considerare interacțiunea sulfului cu substanțe simple, acum să trecem la următorul punct.

Sulf și compuși complecși

Compușii sunt acele substanțe ale căror molecule constau din două (sau mai multe) elemente diferite. Proprietăți chimice sulful îi permite să reacționeze cu compuși precum alcalii, precum și cu acid sulfat concentrat. Reacțiile sale cu aceste substanțe sunt destul de ciudate. În primul rând, luați în considerare ce se întâmplă atunci când nemetalul în cauză este amestecat cu alcalii. De exemplu, dacă luați șase moli și adăugați trei moli de sulf la ei, obțineți doi moli de sulfură de potasiu, un mol de sulfit de metal dat și trei moli de apă. Acest tip de reacție poate fi exprimat prin următoarea ecuație: 6KOH + 3S \u003d 2K 2 S + K2SO 3 + 3H 2 O. După același principiu, interacțiunea are loc dacă adăugați În continuare, luați în considerare comportamentul sulfului atunci când o soluție concentrată i se adaugă acid sulfat. Dacă luăm un mol din prima și doi moli din a doua substanță, obținem următoarele produse: trioxid de sulf în cantitate de trei moli și, de asemenea, apă - doi moli. Acest reactie chimica poate fi realizat doar prin încălzirea reactanților la o temperatură ridicată.

Obținerea nemetalului considerat

Există mai multe metode principale prin care sulful poate fi extras dintr-o varietate de substanțe. Prima metodă este să-l izolați de pirită. Formula chimică a acestuia din urmă este FeS 2 . Când această substanță este încălzită la o temperatură ridicată fără acces la oxigen, se poate obține o altă sulfură de fier - FeS - și sulf. Ecuația reacției este scrisă după cum urmează: FeS 2 \u003d FeS + S. A doua metodă de producere a sulfului, care este adesea folosită în industrie, este arderea sulfurei de sulf cu condiția ca un numar mare oxigen. În acest caz, puteți obține considerat nemetal și apă. Pentru a efectua reacția, trebuie să luați componentele într-un raport molar de doi la unu. Ca rezultat, obținem produsele finale în proporții de două până la două. Ecuația acestei reacții chimice poate fi scrisă după cum urmează: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O. În plus, sulful poate fi obținut în timpul diferitelor procese metalurgice, de exemplu, în producția de metale precum nichelul, arama si altele.

Utilizare industrială

Nemetalul pe care îl luăm în considerare și-a găsit cea mai largă aplicație în industria chimică. După cum am menționat mai sus, aici este folosit pentru a obține acid sulfat din acesta. În plus, sulful este folosit ca componentă pentru fabricarea chibriturilor, datorită faptului că este un material inflamabil. De asemenea, este indispensabil în producția de explozivi, praf de pușcă, scânteie etc. În plus, sulful este folosit ca unul dintre ingredientele în produsele de combatere a dăunătorilor. În medicină, este folosit ca componentă în fabricarea medicamentelor pentru bolile de piele. De asemenea, substanța în cauză este utilizată în producerea diverșilor coloranți. În plus, este folosit la fabricarea de fosfor.

Structura electronică a sulfului

După cum știți, toți atomii constau dintr-un nucleu, în care există protoni - particule încărcate pozitiv - și neutroni, adică particule care au o sarcină zero. Electronii se rotesc în jurul nucleului cu sarcină negativă. Pentru ca un atom să fie neutru, trebuie să aibă același număr de protoni și electroni în structura sa. Dacă există mai multe dintre acestea din urmă, acesta este deja un ion negativ - un anion. Dacă, dimpotrivă, numărul de protoni este mai mare decât numărul de electroni, acesta este un ion pozitiv sau cation. Anionul sulf poate acționa ca un reziduu acid. Face parte din moleculele unor substanțe precum acid sulfurat (hidrogen sulfurat) și sulfuri metalice. Un anion se formează în timpul disocierii electrolitice, care are loc atunci când o substanță este dizolvată în apă. În acest caz, molecula se descompune într-un cation, care poate fi reprezentat ca un metal sau ion de hidrogen, precum și un cation - un ion al unui reziduu acid sau o grupare hidroxil (OH-).

Deoarece numărul de serie al sulfului din tabelul periodic este șaisprezece, putem concluziona că exact acest număr de protoni se află în nucleul său. Pe baza acestui fapt, putem spune că există și șaisprezece electroni care se rotesc în jur. Numărul de neutroni poate fi găsit scăzând numărul de serie al elementului chimic din masa molară: 32 - 16 \u003d 16. Fiecare electron nu se rotește aleatoriu, ci de-a lungul unei anumite orbite. Deoarece sulful este un element chimic care aparține celei de-a treia perioade a tabelului periodic, există trei orbite în jurul nucleului. Primul are doi electroni, al doilea are opt, iar al treilea are șase. Formula electronică a atomului de sulf se scrie astfel: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Prevalența în natură

Practic, elementul chimic considerat se găsește în compoziția mineralelor, care sunt sulfuri ale diferitelor metale. În primul rând, este pirita - sare de fier; este, de asemenea, plumb, argint, luciu de cupru, blenda de zinc, cinabru - sulfura de mercur. În plus, sulful poate fi inclus și în compoziția mineralelor, a căror structură este reprezentată de trei sau mai multe elemente chimice.

De exemplu, calcopirită, mirabilite, kieserită, gips. Puteți lua în considerare fiecare dintre ele mai detaliat. Pirita este o sulfură de fer, sau FeS2. Are o culoare galben deschis cu un luciu auriu. Acest mineral poate fi găsit adesea ca impuritate în lapislazuli, care este utilizat pe scară largă pentru a face bijuterii. Acest lucru se datorează faptului că aceste două minerale au adesea un depozit comun. Cupru strălucire - calcocitul sau calcozină - este o substanță gri-albăstruie, asemănătoare metalului. și luciul argintiu (argentitul) au proprietăți similare: ambele arată ca metale, au o culoare gri. Cinabrul este un mineral rosu-maroniu tern, cu pete gri. Calcopirita, a cărei formulă chimică este CuFeS 2 , este galben auriu, mai este numită și blendă aurie. Blenda de zinc (sphalerita) poate avea o culoare de la chihlimbar la portocaliu aprins. Mirabilite - Na 2 SO 4 x10H 2 O - cristale transparente sau albe. Se mai numește și folosit în medicină. Formula chimică a kieseritului este MgSO 4 xH 2 O. Arată ca o pulbere albă sau incoloră. Formula chimică a gipsului este CaSO 4 x2H 2 O. În plus, acest element chimic face parte din celulele organismelor vii și este un oligoelement important.

Fiecare persoană din clasa de chimie a studiat acizii. Unul dintre ele se numește acid sulfuric și este denumit HSO4. Despre care sunt proprietățile acidului sulfuric, articolul nostru va spune.

Proprietățile fizice ale acidului sulfuric

Acidul sulfuric pur sau monohidratul este un lichid uleios incolor care se solidifică într-o masă cristalină la +10°C. Acidul sulfuric destinat reacţiilor conţine 95% H 2 SO 4 şi are o densitate de 1,84 g/cm 3 . 1 litru de astfel de acid cântărește 2 kg. Acidul se intareste la -20°C. Căldura de fuziune este de 10,5 kJ/mol la o temperatură de 10,37°C.

Proprietățile acidului sulfuric concentrat sunt variate. De exemplu, la dizolvarea acestui acid în apă, o cantitate mare de căldură (19 kcal/mol) va fi eliberată din cauza formării hidraților. Acești hidrați pot fi izolați din soluție la temperaturi scăzute sub formă solidă.

Acidul sulfuric este unul dintre cele mai de bază produse din industria chimică. Este destinat producerii de îngrășăminte minerale (sulfat de amoniu, superfosfat), diverse săruri și acizi, detergenți și medicamente, fibre artificiale, coloranți, explozivi. Acidul sulfuric este folosit și în metalurgie (de exemplu, descompunerea minereurilor de uraniu), pentru purificarea produselor petroliere, pentru uscarea gazelor etc.

Proprietățile chimice ale acidului sulfuric

Proprietățile chimice ale acidului sulfuric sunt:

  1. Interacțiunea cu metalele:
    • acidul diluat dizolvă numai acele metale care se află la stânga hidrogenului într-o serie de tensiuni, de exemplu H 2 +1 SO 4 + Zn 0 \u003d H 2 O + Zn + 2 SO 4;
    • proprietatile oxidante ale acidului sulfuric sunt mari. Când interacționează cu diferite metale (cu excepția Pt, Au), acesta poate fi redus la H 2 S -2, S +4 O 2 sau S 0, de exemplu:
    • 2H2+6S04 + 2Ag0 = S +4O2 + Ag2+1S04 + 2H20;
    • 5H2 +6 SO4 + 8Na0 \u003d H2S -2 + 4Na2 +1 SO4 + 4H2O;
  2. Acidul concentrat H 2 S + 6 O 4 reacționează de asemenea (când este încălzit) cu unele nemetale, transformându-se în compuși cu sulf cu o stare de oxidare mai scăzută, de exemplu:
    • 2H2S +6O4 + C0 = 2S +4O2 + C +4O2 + 2H2O;
    • 2H2S +6O4 + S0 = 3S +4O2 + 2H2O;
    • 5H2S +6O4 + 2P0 = 2H3P +5O4 + 5S +4O2 + 2H2O;
  3. Cu oxizi bazici:
    • H2S04 + CuO = CuS04 + H20;
  4. Cu hidroxizi:
    • Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20;
    • 2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20;
  5. Interacțiunea cu sărurile în reacțiile de schimb:
    • H2S04 + BaCI2 \u003d 2HCI + BaS04;

Formarea BaSO 4 (precipitat alb, insolubil în acizi) este folosită pentru a determina acest acid și sulfații solubili.

Un monohidrat este un solvent ionizant cu caracter acid. Este foarte bine să dizolvați sulfații multor metale în ea, de exemplu:

  • 2H 2 SO 4 + HNO 3 \u003d NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -;
  • HClO 4 + H 2 SO 4 \u003d ClO 4 - + H 3 SO 4 +.

Un acid concentrat este un agent oxidant destul de puternic, mai ales atunci când este încălzit, de exemplu 2H2SO4 + Cu = SO2 + CuSO4 + H2O.

Acţionând ca un agent de oxidare, acidul sulfuric este de obicei redus la SO2. Dar poate fi redus la S și chiar la H 2 S, de exemplu H 2 S + H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + S.

Monohidratul aproape nu poate conduce electricitatea. În schimb, soluțiile apoase de acid sunt buni conductori. Acidul sulfuric absoarbe puternic umezeala, de aceea este folosit pentru a usca diferite gaze. Ca desicant, acidul sulfuric acționează atâta timp cât presiunea vaporilor de apă deasupra soluției sale este mai mică decât presiunea sa în gazul care este uscat.

Dacă se fierbe o soluție diluată de acid sulfuric, apa va fi îndepărtată din ea, în timp ce punctul de fierbere va crește la 337 ° C, de exemplu, atunci când acidul sulfuric la o concentrație de 98,3% începe să fie distilat. Dimpotrivă, din soluții mai concentrate, excesul de anhidridă sulfurică se evaporă. Aburul care fierbe la o temperatură de 337 ° C acidul este parțial descompus în SO 3 și H 2 O, care, la răcire, vor fi din nou combinați. Căldură fierberea acestui acid este potrivită pentru utilizarea sa în izolarea acizilor volatili din sărurile lor atunci când sunt încălzite.

Măsuri de precauție pentru manipularea acidului

Când manipulați acidul sulfuric, trebuie să aveți grijă extremă. Când acest acid intră în contact cu pielea, pielea devine albă, apoi apare maroniu și roșeață. Țesutul din jur se umflă. Dacă acest acid intră în contact cu orice parte a corpului, trebuie spălat rapid cu apă, iar zona arsă trebuie lubrifiată cu o soluție de sifon.

Acum știți că acidul sulfuric, ale cărui proprietăți sunt bine studiate, este pur și simplu indispensabil pentru o varietate de producție și exploatare.

proprietățile acidului sulfuric

Acidul sulfuric anhidru (monohidrat) este un lichid uleios greu care se amestecă cu apa în toate proporțiile cu degajarea unei cantități mari de căldură. Densitatea la 0 ° C este de 1,85 g / cm 3. Se fierbe la 296°C și se îngheață la -10°C. Acidul sulfuric este numit nu numai monohidrat, ci și soluțiile sale apoase (), precum și soluțiile de trioxid de sulf în monohidrat (), numit oleum. Oleum „fumă” în aer datorită desorbției din acesta. Acidul sulfuric pur este incolor, în timp ce acidul comercial are o culoare închisă cu impurități.

Proprietățile fizice ale acidului sulfuric, cum ar fi densitatea, temperatura de cristalizare, punctul de fierbere, depind de compoziția sa. Pe fig. 1 prezintă o diagramă de cristalizare a sistemului. Maximele din acesta corespund compoziției compușilor sau, prezența minimelor se explică prin faptul că temperatura de cristalizare a amestecurilor a două substanțe este mai mică decât temperatura de cristalizare a fiecăreia dintre ele.

Orez. 1

Acidul sulfuric 100% anhidru are o temperatură de cristalizare relativ ridicată de 10,7 °C. Pentru a reduce posibilitatea de înghețare a unui produs comercial în timpul transportului și depozitării, concentrația de acid sulfuric tehnic este aleasă astfel încât să aibă o temperatură de cristalizare suficient de scăzută. Industria produce trei tipuri de acid sulfuric comercial.

Acidul sulfuric este foarte activ. Dizolvă oxizii metalici și majoritatea metalelor pure; la temperaturi ridicate, înlocuiește toți ceilalți acizi din săruri. Mai ales lacom, acidul sulfuric se combină cu apa datorită capacității sale de a da hidrata. Îndepărtează apa din alți acizi, din sărurile cristaline și chiar derivații de oxigen ai hidrocarburilor, care nu conțin apă în sine, ci hidrogen și oxigen în combinație H: O = 2. lemnul și alte țesuturi vegetale și animale care conțin celuloză, amidon și zahăr sunt distrus în acid sulfuric concentrat; apa se leagă de acid și din țesut rămâne doar carbon fin dispersat. În acid diluat, celuloza și amidonul se descompun pentru a forma zaharuri. Dacă intră în contact cu pielea umană, acidul sulfuric concentrat provoacă arsuri.

Activitatea ridicată a acidului sulfuric, combinată cu costul relativ scăzut de producție, a predeterminat dimensiunea enormă și varietatea extremă a aplicării acestuia (Fig. 2). Este greu de găsit o industrie care să nu fi consumat acid sulfuric sau produse fabricate din acesta în cantități variate.


Orez. 2

Cel mai mare consumator de acid sulfuric este producerea de îngrășăminte minerale: superfosfat, sulfat de amoniu și altele.Mulți acizi (de exemplu, fosforic, acetic, clorhidric) și săruri sunt produse în mare parte cu ajutorul acidului sulfuric. Acidul sulfuric este utilizat pe scară largă în producția de metale neferoase și rare. În industria metalurgică, acidul sulfuric sau sărurile sale sunt folosite pentru decaparea produselor din oțel înainte de vopsire, cositorire, nichelare, cromare etc. Cantități semnificative de acid sulfuric sunt folosite pentru rafinarea produselor petroliere. Obținerea unui număr de coloranți (pentru țesături), lacuri și vopsele (pentru clădiri și mașini), substanțe medicinale și unele materiale plastice este, de asemenea, asociată cu utilizarea acidului sulfuric. Cu ajutorul acidului sulfuric, etilic și alți alcooli, se produc unii esteri, detergenți sintetici, o serie de pesticide pentru combaterea dăunătorilor. Agricultură si buruieni. Soluțiile diluate de acid sulfuric și sărurile sale sunt utilizate în producția de raion, în industria textilă pentru prelucrarea fibrelor sau țesăturilor înainte de vopsirea acestora, precum și în alte ramuri ale industriei ușoare. În industria alimentară, acidul sulfuric este utilizat în producția de amidon, melasă și o serie de alte produse. Transportul utilizează baterii cu plumb acid sulfuric. Acidul sulfuric este folosit pentru uscarea gazelor și pentru concentrarea acizilor. În cele din urmă, acidul sulfuric este utilizat în procesele de nitrare și în fabricarea majorității explozivilor.


Acid sulfuric H2S04, masa molară 98,082; uleios incolor, inodor. Diacid foarte puternic, la 18°C ​​p K a 1 - 2,8, K2 1,2 10 -2, pK A 2 1,92; lungimi de legătură în S=O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, unghi HOSOH 104°, OSO 119°; fierbe cu descompunere, formând (98,3% H 2 SO 4 și 1,7% H 2 O cu un punct de fierbere de 338,8 ° C; vezi și tabelul. 1). Acid sulfuric, corespunzător unui conținut de H2SO4 100%, are o compoziție (%): H2SO4 99,5%, HSO4 - 0,18%, H3SO4 + 0,14%, H3O + 0,09%, H2S 207 0,04%, HS207 0,05%. Miscibil cu și SO 3 în toate proporțiile. În soluții apoase acid sulfuric aproape complet se disociază în H+, HSO4- şi SO42-. Forme H 2 SO 4 · n H2O, unde n=1, 2, 3, 4 și 6,5.

soluțiile de SO 3 în acid sulfuric se numesc oleum, formează doi compuși H 2 SO 4 SO 3 și H 2 SO 4 2SO 3. Oleum mai conţine acid pirosulfuric, care se obţine prin reacţia: H 2 SO 4 + SO 3 =H 2 S 2 O 7 .

Obținerea de acid sulfuric

Materia prima pentru primire acid sulfuric servesc ca: S, sulfuri metalice, H 2 S, deseuri din termocentrale, sulfati de Fe, Ca etc. Principalele etape de obtinere acid sulfuric: 1) materii prime pentru obţinerea SO 2 ; 2) SO2 la SO3 (conversie); 3) SO3. În industrie, se folosesc două metode pentru a obține acid sulfuric, diferind prin modul de oxidare a SO 2 - contact folosind catalizatori solizi (contacte) si nitrosi - cu oxizi de azot. Pentru obtinerea acid sulfuricÎn metoda contactului, plantele moderne folosesc catalizatori de vanadiu care au înlocuit oxizii de Pt și Fe. V 2 O 5 pur are o activitate catalitică slabă, care crește brusc în prezența metalelor alcaline și cea mai mare influență sărurile au K. Rolul promotor al metalelor alcaline se datorează formării pirosulfovanadaților cu punct de topire scăzut (3K 2 S 2 O 7 V 2 O 5, 2K 2 S 2 O 7 V 2 O 5 și K 2 S 2 O 7 V). 2O 5, descompunându-se respectiv la 315-330, 365-380 şi 400-405 °C). Componenta activă sub cataliză este în stare topită.

Schema de oxidare a SO2 la SO3 poate fi reprezentată după cum urmează:

În prima etapă se atinge echilibrul, a doua etapă este lentă și determină viteza procesului.

Productie acid sulfuric din sulf prin metoda contactului dublu și absorbției duble (Fig. 1) se compune din următoarele etape. Aerul după curățarea de praf este furnizat de o suflantă cu gaz către turnul de uscare, unde este uscat 93-98% acid sulfuric la un conținut de umiditate de 0,01% în volum. Aerul uscat intră în cuptorul cu sulf după preîncălzire într-unul dintre schimbătoarele de căldură ale unității de contact. Cuptorul arde sulful furnizat prin duze: S + O 2 = SO 2 + 297,028 kJ. Gazul care conține 10-14% în volum de SO 2 este răcit în cazan și după diluare cu aer la conținutul de SO 2 9-10% în volum la 420°C intră în aparatul de contact pentru prima etapă de conversie, care se derulează pe trei straturi de catalizator (SO 2 + V 2 O 2 = SO 3 + 96,296 kJ), după care gazul este răcit în schimbătoare de căldură. Apoi gazul care conține 8,5-9,5% SO 3 la 200°C intră în prima etapă de absorbție în absorbant, irigat și 98% acid sulfuric: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 130,56 kJ. Gazul este apoi stropit. acid sulfuric, încălzit la 420°C și intră în a doua etapă a conversiei, curgând pe două straturi de catalizator. Înainte de a doua etapă de absorbție, gazul este răcit în economizor și alimentat în a doua etapă de absorbție, irigat cu 98% acid sulfuric, iar apoi, după curățarea de stropi, este eliberat în atmosferă.

1 - cuptor cu sulf; 2 - cazan de căldură reziduală; 3 - economizor; 4 - cuptor de pornire; 5, 6 - schimbătoare de căldură ale cuptorului de pornire; 7 - dispozitiv de contact; 8 - schimbatoare de caldura; 9 - absorbant de oleum; 10 - turn de uscare; 11 şi, respectiv, 12, primul şi al doilea absorbant monohidrat; 13 - colectoare de acid.

1 - alimentator farfurii; 2 - cuptor; 3 - cazan de căldură reziduală; 4 - cicloni; 5 - precipitatoare electrostatice; 6 - turnuri de spălat; 7 - precipitatoare electrostatice umede; 8 - turn de suflare; 9 - turn de uscare; 10 - sifon de pulverizare; 11 - primul absorbant monohidrat; 12 - schimbatoare de caldura; 13 - dispozitiv de contact; 14 - absorbant de oleum; 15 - al doilea absorbant monohidrat; 16 - frigidere; 17 - colecții.

1 - turn de denitrare; 2, 3 - primul și al doilea turn de producție; 4 - turn de oxidare; 5, 6, 7 - turnuri de absorbție; 8 - precipitatoare electrostatice.

Productie acid sulfuric din sulfuri metalice (Fig. 2) este mult mai complicată și constă în următoarele operații. Prăjirea FeS 2 se efectuează într-un cuptor cu pat fluidizat cu aer: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + 13476 kJ. Gazul de prăjire conţinând SO 2 13-14%, având o temperatură de 900°C, intră în cazan, unde este răcit la 450°C. Îndepărtarea prafului se realizează într-un ciclon și un precipitator electrostatic. În continuare, gazul trece prin două turnuri de spălat, irigate cu 40% și 10% acid sulfuric. În același timp, gazul este în cele din urmă purificat din praf, fluor și arsenic. Pentru curățarea gazului din aerosoli acid sulfuric formate în turnurile de spălat, sunt prevăzute două trepte de precipitatoare electrostatice umede. După uscare într-un turn de uscare, înaintea căruia gazul este diluat la un conținut de 9% S02, acesta este alimentat la prima etapă de conversie (3 paturi de catalizator) printr-o suflantă. În schimbătoarele de căldură, gazul este încălzit la 420°C datorită căldurii gazului care provine din prima etapă de conversie. SO 2 , oxidat la 92-95% în SO 3 , trece la prima etapă de absorbție în absorbanții de oleum și monohidrat, unde este eliberat din SO 3 . Apoi, gazul care conține SO2 ~ 0,5% intră în a doua etapă de conversie, care are loc pe unul sau două straturi de catalizator. Gazul este încălzit preliminar într-un alt grup de schimbătoare de căldură până la 420 °C datorită căldurii gazelor provenite din a doua etapă de cataliză. După separarea SO3 în a doua etapă de absorbție, gazul este eliberat în atmosferă.

Gradul de conversie a SO2 în SO3 în metoda contactului este de 99,7%, gradul de absorbție a SO3 este de 99,97%. Productie acid sulfuric realizat într-o etapă de cataliză, în timp ce gradul de conversie a SO2 în SO3 nu depășește 98,5%. Înainte de a fi eliberat în atmosferă, gazul este purificat din SO2 rămas (vezi). Productivitatea uzinelor moderne este de 1500-3100 tone/zi.

Esența metodei azotate (Fig. 3) este că gazul de prăjire, după răcire și curățare de praf, este tratat cu așa-numita nitroză - acid sulfuricîn care se dizolvă oxizii de azot. SO 2 este absorbit de nitroză și apoi oxidat: SO 2 + N 2 O 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + NO. NO rezultat este slab solubil în nitroză și este eliberat din acesta și apoi parțial oxidat de oxigen în faza gazoasă la NO2. Un amestec de NO și NO2 este reabsorbit acid sulfuric etc. Oxizii de azot nu sunt consumați în procesul de azot și sunt returnați în ciclul de producție din cauza absorbției incomplete a acestora. acid sulfuric sunt parțial transportate de gazele de eșapament. Avantajele metodei azotate: simplitatea designului hardware, cost mai mic (10-15% mai mic decât cel de contact), posibilitatea procesării 100% SO 2.

Instrumentarea procesului de azot în turn este simplă: SO 2 este prelucrat în 7-8 turnuri căptușite cu ambalaj ceramic, unul dintre turnuri (gol) este un volum de oxidare reglabil. Turnurile au colectoare de acid, frigidere, pompe care alimentează cu acid rezervoarele sub presiune de deasupra turnurilor. Un ventilator de coadă este instalat în fața ultimelor două turnuri. Pentru curățarea gazului din aerosoli acid sulfuric servește ca un precipitator electrostatic. Oxizii de azot necesari procesului se obtin din HNO3. Pentru a reduce emisia de oxizi de azot în atmosferă și procesarea 100% SO 2 , între zonele de producție și absorbție este instalat un ciclu de procesare a SO 2 fără azot în combinație cu o metodă apă-acid pentru captarea profundă a oxizilor de azot. Dezavantajul metodei azotate este de calitate inferioară produse: concentrare acid sulfuric 75%, prezența oxizilor de azot, Fe și alte impurități.

Pentru a reduce posibilitatea de cristalizare acid sulfuricîn timpul transportului și depozitării se stabilesc standarde pentru calitățile comerciale acid sulfuric, a cărui concentrație corespunde cu cele mai scăzute temperaturi de cristalizare. Conţinut acid sulfuricîn grade tehnice (%): turn (azot) 75, contact 92,5-98,0, oleum 104,5, oleum procent mare 114,6, baterie 92-94. acid sulfuric depozitate în rezervoare de oțel cu un volum de până la 5000 m 3, capacitatea lor totală în depozit este proiectată pentru o producție de zece zile. Oleum și acid sulfuric transportate în cisterne de oțel de cale ferată. Concentrat și baterie acid sulfuric transportat în rezervoare din oțel rezistent la acizi. Rezervoarele pentru transportul oleum-ului sunt acoperite cu izolație termică, iar oleum-ul este încălzit înainte de umplere.

A determina acid sulfuric colorimetric si fotometric, sub forma unei suspensii de BaSO 4 - fototurbidimetric, precum si prin metoda coulometrica.

Utilizarea acidului sulfuric

Acidul sulfuric este utilizat la producerea îngrășămintelor minerale, ca electrolit în bateriile cu plumb, pentru producerea diverșilor acizi și săruri minerale, fibre chimice, coloranți, substanțe care formează fum și explozivi, în petrol, prelucrarea metalelor, textile, piele și alte industrii. Se foloseste in sinteza organica industriala in reactii de deshidratare (obtinerea eterului dietilic, esteri), hidratare (etanol din etilena), sulfonare (si produse intermediare in producerea colorantilor), alchilare (obtinere izooctan, polietilen glicol, caprolactama) etc. Cel mai mare consumator acid sulfuric- producerea de îngrășăminte minerale. Pentru 1 t R2O5 îngrășăminte fosfatice consumat 2,2-3,4 tone acid sulfuricşi pentru 1 t (NH4)2S04 - 0,75 t acid sulfuric. Prin urmare, plantele de acid sulfuric tind să fie construite împreună cu plante pentru producerea de îngrășăminte minerale. Producția mondială acid sulfuricîn 1987 a ajuns la 152 milioane de tone.

Acid sulfuricși oleum - substanțe extrem de agresive care afectează tractul respirator, pielea, mucoasele, provoacă dificultăți de respirație, tuse, adesea - laringită, traheită, bronșită etc. MPC de aerosol de acid sulfuric în aerul zonei de lucru este de 1,0 mg/m 3 , în atmosferă de 0,3 mg/m 3 (maximum o singură dată) și 0,1 mg/m 3 (medie zilnică). Concentrația izbitoare de vapori acid sulfuric 0,008 mg/l (60 min expunere), letal 0,18 mg/l (60 min). Clasa de pericol 2. Aerosoli acid sulfuric se poate forma în atmosferă ca urmare a emisiilor din industriile chimice și metalurgice care conțin oxizi de S și cad sub formă de ploaie acide.

proprietăți fizice.

Acidul sulfuric pur 100% (monohidrat) este un lichid uleios incolor care se solidifică într-o masă cristalină la +10 °C. Acidul sulfuric reactiv are de obicei o densitate de 1,84 g/cm3 şi conţine aproximativ 95% H2S04. Se întărește doar sub -20 °C.

Punctul de topire al monohidratului este de 10,37 °C cu o căldură de fuziune de 10,5 kJ/mol. ÎN conditii normale este un lichid foarte vâscos cu un foarte valoare ridicata constantă dielectrică (e = 100 la 25 °C). Disocierea electrolitică proprie nesemnificativă a monohidratului are loc în paralel în două direcții: [Н 3 SO 4 + ]·[НSO 4 - ] = 2 10 -4 și [Н 3 О + ]·[НS 2 О 7 - ] = 4 10 - 5 . Compoziția sa moleculară-ionică poate fi caracterizată aproximativ prin următoarele date (în %):

H2SO4 HSO 4- H3SO4+ H3O+ HS 2 O 7 - H2S2O7
99,5 0,18 0,14 0,09 0,05 0,04

Când se adaugă chiar și cantități mici de apă, disocierea devine predominantă conform schemei:

H2O + H2S04<==>H3O++ + HSO4-

Proprietăți chimice.

H2SO4 este un acid dibazic puternic.

H2SO4<-->H + + HSO 4 -<-->2H + + SO 4 2-

Prima etapă (pentru concentrații medii) duce la o disociere de 100%:

K 2 \u003d ( ) / \u003d 1,2 10 -2

1) Interacțiunea cu metalele:

A) acidul sulfuric diluat dizolvă numai metalele care se află în seria de tensiuni la stânga hidrogenului:

Zn 0 + H 2 + 1 SO 4 (razb) --> Zn + 2 SO 4 + H 2 O

b) H2+6SO4 concentrat - un agent oxidant puternic; atunci când interacționează cu metale (cu excepția Au, Pt), acesta poate fi redus la S +4 O 2, S 0 sau H 2 S -2 (Fe, Al, Cr, de asemenea, nu reacționează fără încălzire - sunt pasivați):

2Ag 0 + 2H 2 +6 SO 4 --> Ag 2 + 1 SO 4 + S + 4 O 2 + 2H 2 O

8Na 0 + 5H 2 +6 SO 4 --> 4Na 2 +1 SO 4 + H 2 S -2 + 4H 2 O

2) H2S +6O4 concentrat reactioneaza când este încălzit cu unele nemetale datorită proprietăților sale puternice de oxidare, transformându-se în compuși cu sulf cu o stare de oxidare inferioară, (de exemplu, S + 4 O 2):

C 0 + 2H 2 S +6 O 4 (conc) --> C +4 O 2 + 2S +4 O 2 + 2H 2 O

S 0 + 2H 2 S + 6 O 4 (conc) --> 3S + 4 O 2 + 2H 2 O

2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (conc) --> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O

3) cu oxizi bazici:

CuO + H2SO4 --> CuSO4 + H2O

CuO + 2H + --> Cu2+ + H2O

4) cu hidroxizi:

H2S04 + 2NaOH --> Na2S04 + 2H2O

H++ OH - --> H2O

H2S04 + Cu(OH)2 --> CuS04 + 2H2O

2H + + Cu(OH)2 --> Cu2+ + 2H2O

5) reacții de schimb cu săruri:

BaCI2 + H2S04 --> BaS04 + 2HCI

Ba2+ + SO42- --> BaSO4

Formarea unui precipitat alb de BaSO 4 (insolubil în acizi) este utilizată pentru a identifica acidul sulfuric și sulfații solubili.

Monohidratul (acid sulfuric pur, 100%) este un solvent ionizant cu caracter acid. Sulfații multor metale se dizolvă bine în ea (transformându-se în bisulfați), în timp ce sărurile altor acizi se dizolvă, de regulă, numai dacă pot fi solvolizate (cu conversie în bisulfați). Acidul azotic se comportă ca o bază slabă în monohidrat

HNO3 + 2H2SO4<==>H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 -

percloric - ca un acid foarte slab

H 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 -

Acizii fluorosulfonic și clorosulfonic sunt oarecum mai puternici (HSO 3 F > HSO 3 Cl > HClO 4). Monohidratul dizolvă bine multe substanțe organice care conțin atomi cu perechi de electroni neîmpărțiți (capabile să atașeze un proton). Unele dintre acestea pot fi apoi izolate înapoi neschimbate prin simpla diluare a soluției cu apă. Monohidratul are o constantă crioscopică ridicată (6,12°) și este uneori folosit ca mediu pentru determinarea greutăților moleculare.

H2SO4 concentrat este un agent oxidant destul de puternic, mai ales atunci când este încălzit (de obicei este redus la SO2). De exemplu, oxidează HI și parțial HBr (dar nu HCl) pentru a elibera halogeni. De asemenea, oxidează multe metale - Cu, Hg etc. (în timp ce aurul și platina sunt stabile în raport cu H2SO4). Deci interacțiunea cu cuprul merge conform ecuației:

Cu + 2 H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

Acţionând ca un agent de oxidare, acidul sulfuric este de obicei redus la SO2. Cu toate acestea, poate fi redus la S și chiar H 2 S cu cei mai puternici agenți reducători.Acidul sulfuric concentrat reacționează cu hidrogenul sulfurat conform ecuației:

H 2 SO 4 + H 2 S \u003d 2H 2 O + SO 2 + S

Trebuie remarcat faptul că este, de asemenea, redus parțial de hidrogenul gazos și, prin urmare, nu poate fi folosit pentru uscare.

Orez. 13. Conductivitatea electrică a soluțiilor de acid sulfuric.

Dizolvarea acidului sulfuric concentrat în apă este însoțită de o eliberare semnificativă de căldură (și o oarecare scădere a volumului total al sistemului). Monohidratul aproape nu conduce electricitatea. În schimb, soluțiile apoase de acid sulfuric sunt buni conductori. După cum se vede în fig. 13, aproximativ 30% acid are conductivitatea electrică maximă. Minimul curbei corespunde unui hidrat cu compoziţia H 2 SO 4 · H 2 O.

Eliberarea de căldură la dizolvarea monohidratului în apă este (în funcție de concentrația finală a soluției) de până la 84 kJ/mol H2SO4. Dimpotrivă, amestecând 66% acid sulfuric, prerăcit la 0 °C, cu zăpadă (1:1 în greutate), se poate obține o scădere a temperaturii, până la -37 °C.

Modificarea densității soluțiilor apoase de H2SO4 cu concentrația sa (% în greutate) este prezentată mai jos:

5 10 20 30 40 50 60
15 °C 1,033 1,068 1,142 1,222 1,307 1,399 1,502
25 °С 1,030 1,064 1,137 1,215 1,299 1,391 1,494
70 80 90 95 97 100
15 °C 1,615 1,732 1,820 1,839 1,841 1,836
25 °С 1,606 1,722 1,809 1,829 1,831 1,827

După cum se poate observa din aceste date, determinarea densității concentrației de acid sulfuric peste 90 wt. % devine destul de inexact.

Presiunea vaporilor de apă peste soluții de H 2 SO 4 de diferite concentrații la temperaturi diferite prezentată în fig. 15. Acidul sulfuric poate acționa ca agent de uscare numai atâta timp cât presiunea vaporilor de apă peste soluția sa este mai mică decât presiunea sa parțială în gazul care se usucă.

Orez. 15. Presiunea vaporilor de apă.

Orez. 16. Puncte de fierbere peste soluții de H 2 SO 4 . soluţii de H2SO4.

Când se fierbe o soluție diluată de acid sulfuric, apa este distilată din ea, iar punctul de fierbere crește până la 337 ° C, când începe să distileze 98,3% H 2 SO 4 (Fig. 16). Dimpotrivă, excesul de anhidridă sulfurică se volatilizează din soluții mai concentrate. Aburul acidului sulfuric care fierbe la 337 °C este parțial disociat în H2O și SO3, care se recombină la răcire. Punctul de fierbere ridicat al acidului sulfuric îi permite să fie utilizat pentru a izola acizii volatili din sărurile lor (de exemplu, HCl din NaCl) atunci când este încălzit.

Chitanță.

Monohidratul poate fi obţinut prin cristalizarea acidului sulfuric concentrat la -10°C.

Producția de acid sulfuric.

etapa 1. Cuptor de pirita.

4FeS 2 + 11O 2 --> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q

Procesul este eterogen:

1) pirita de fier de măcinat (pirită)

2) metoda „pat fluidizat”.

3) 800°С; îndepărtarea excesului de căldură

4) creșterea concentrației de oxigen din aer

a 2-a etapă.După curățare, uscare și schimb de căldură, dioxidul de sulf intră în aparatul de contact, unde este oxidat la anhidridă sulfurică (450 ° C - 500 ° C; catalizator V 2 O 5):

2SO2 + O2<-->2SO3

a 3-a etapă. Turn de absorbție:

nSO 3 + H 2 SO 4 (conc) --> (H 2 SO 4 nSO 3) (oleum)

Apa nu poate fi folosită din cauza formării de ceață. Aplicați duze ceramice și principiul contracurentului.

Aplicație.

Tine minte! Acidul sulfuric trebuie turnat în apă în porții mici, și nu invers. În caz contrar, poate apărea o reacție chimică violentă, în urma căreia o persoană poate suferi arsuri grave.

Acidul sulfuric este unul dintre produsele principale ale industriei chimice. Este utilizat pentru producerea de îngrășăminte minerale (superfosfat, sulfat de amoniu), diferiți acizi și săruri, medicamente și detergenti, coloranți, fibre artificiale, explozivi. Este folosit în metalurgie (descompunerea minereurilor, de exemplu, uraniu), pentru purificarea produselor petroliere, ca desicant etc.

Practic, important este faptul că acidul sulfuric foarte puternic (peste 75%) nu acționează asupra fierului. Acest lucru vă permite să îl depozitați și să îl transportați în rezervoare de oțel. Dimpotrivă, H 2 SO 4 diluat dizolvă ușor fierul cu eliberarea de hidrogen. Proprietățile oxidante nu sunt deloc tipice pentru acesta.

Acidul sulfuric puternic absoarbe umiditatea energic și, prin urmare, este adesea folosit pentru a usca gazele. Din multe substanțe organice care conțin hidrogen și oxigen, ia apa, care este adesea folosită în tehnologie. Cu același lucru (precum și cu proprietățile oxidante ale H 2 SO 4 puternic) este asociat efectul său distructiv asupra țesuturilor vegetale și animale. Acidul sulfuric care ajunge accidental pe piele sau pe rochie în timpul lucrului trebuie spălat imediat cu multă apă, apoi umeziți zona afectată cu o soluție diluată de amoniac și clătiți din nou cu apă.

Molecule de acid sulfuric pur.

Fig.1. Diagrama legăturilor de hidrogen dintr-un cristal de H2SO4.

Moleculele care formează cristalul monohidrat, (HO) 2 SO 2 sunt conectate între ele prin legături de hidrogen destul de puternice (25 kJ/mol), așa cum se arată schematic în Fig. 1. Molecula (HO) 2 SO 2 în sine are structura unui tetraedru distorsionat cu un atom de sulf în apropierea centrului și este caracterizată de următorii parametri: (d (S-OH) \u003d 154 pm, PHO-S-OH \u003d 104 °, d (S \u003d O) \u003d 143 pm, ROSO \u003d 119 °.În HOSO 3 - ion, d (S-OH) \u003d 161 și d (SO) \u003d 145 pm și când merge la ionul SO 4, 2-tetraedrul capătă forma corectă și parametrii sunt aliniați.

Hidrații de acid sulfuric.

Pentru acidul sulfuric sunt cunoscuți mai mulți hidrați cristalini, a căror compoziție este prezentată în Fig. 14. Dintre acestea, cea mai săracă în apă este sarea de oxoniu: H 3 O + HSO 4 -. Deoarece sistemul în cauză este foarte predispus la suprarăcire, temperaturile de îngheț observate efectiv în el sunt mult mai mici decât punctele de topire.

Orez. 14. Puncte de topire în sistemul H2O·H2SO4.



 

Ar putea fi util să citiți: